Réaction s'effectuant dans les deux sens

 I. Rappels sur les acides et les bases.

Il s'agit de connaître les notions sur les acides et les bases vues dans le cours de première S.

II. Le pH et sa mesure.

1. Remarque.

Le caractère acide d'une solution aqueuse est dû à la présence des ions oxonium H₃O⁺ dans cette solution.

2. Définition du pH.

Le pH, grandeur sans dimension (sans unité) qui mesure l'acidité d'une solution aqueuse diluée, est défini par la relation:
 

Dans cette relation la concentration en ions oxonium est exprimée en mol.L^-1.

Inversement la connaissance de la valeur du pH d'une solution nous permet de déterminer la concentration en ions oxonium:
 

La tradition exige que l'on exprime [H₃O⁺] à l'aide de puissances de 10 entières. Par exemple si pH=2,9, on écrit:
 

3. Propriété fondamentale.

La fonction logarithme décimal (log) est une fonction croissante donc:
 

Rappelons qu'à 25°C, la neutralité acido-basique correspond à pH=7,0, que les solutions acides ont un pH<7,0 et que les solutions basiques ont un pH>7,0.

4. Mesure du PH.

Le pH se mesure à l'aide d'un pH-mètre. C'est un millivoltmètre relié à deux électrodes. L'une de ces électrodes est une électrode de référence et l'autre est une électrode de verre. Ces électrodes mettent en jeu deux couples rédox tels que la différence de potentiel électrique entre ces deux électrodes est proportionnelle au pH. Certaines électrodes dites "combinées" rassemblent dans le même support les deux électrodes précédentes.

Les pH-mètres usuels donnent des résultats de mesure avec une, voire deux décimales. La deuxième décimale donne une précision, en général, illusoire (peu fiable).

III. Etude expérimentale de la réaction d'un acide avec l'eau.

1. Cas où la réaction est totale: réaction du chlorure d'hydrogène HCl avec l'eau.

1. L'observation expérimentale.

Le pH d'une solution aqueuse de chlorure d'hydrogène (ou acide chlorhydrique) de concentration molaire c=1,0.10^-2mol.L^-1 est égal à 2,0.

2. Interprétation.

Considérons un volume V de solution.
La solution étudiée est obtenue en mettant 1,0.10^-2 mol de chlorure d'hydrogène (HCl_(g)) par litre d'eau. La quantité de matière initiale de chlorure d'hydrogène est donc n(HCl)₀=c.V. Dressons le tableau d'avancement de la réaction du chlorure d'hydrogène avec l'eau:
 

La mesure pH-métrique nous permet de connaître la concentration des ions oxonium dans la solution obtenue.
 

La quantité de matière d'ions oxonium finale est alors:
 

Définissons le taux d'avancement final de la réaction par la relation:
 

On dit que le chlorure d'hydrogène est un acide fort. Pour un tel acide:
 

2. Cas où la réaction n'est pas totale: Réaction de l'acide éthanoïque avec l'eau.

1. Observation expérimentale.

Le pH d'une solution d'acide éthanoïque (ou acide acétique) de concentration c=1,0.10^-2mol.L^-1 est égal à 3,4.

2. Interprétation.

Considérons un volume V de solution.
La quantité de matière initiale d'acide acétique est n(CH₃—COOH)₀=cV. Le tableau d'avancement de la réaction entre l'acide éthanoïque et l'eau est:
 

La mesure pH-métrique nous permet de connaître la concentration des ions oxonium dans la solution obtenue.
 

La quantité de matière d'ions oxonium finale est alors:
 

Si la réaction était totale on aurait: n(CH₃—COOH)_f = 0 c'est-à-dire
 

Il en résulte que la réaction n'est pas totale car n(CH₃—COOH)_f < n(CH₃—COOH)_max.

Le taux d'avancement final est:
 

Ce qui signifie que 4,0% seulement des molécules ont réagi avec l'eau. Un tel acide est appelé acide faible. Pour un tel acide:
 

IV. Réaction s'effectuant dans les deux sens.

1. Questionnement.

L'exemple précédent de la réaction de l'acide éthanoïque avec l'eau suggère que parmi toutes les molécules d'acide éthanoïque présentes dans une solution de concentration 1,0.10^-2 mol.L^-1 seules 4% d'entre elles donnent lieu à une réaction avec l'eau. La question qui se pose alors est: pourquoi ces molécules entrent-elles en réaction et pas les autres? Cette interprétation nous paraît étonnante. En fait, la réalité est tout à fait différente. C'est ce que nous expliquons ci-dessous.

2. Etude expérimentale.

1. Expérience et observations.

Considérons l'expérience suivante: On dispose de deux béchers, notés (1) et (2), contenant tous les deux le même volume de la même solution d'acide éthanoïque à la concentration c=1,0.10^-2mol.L^-1. Une mesure du pH dans chaque bécher donne pH=3,4.

On ajoute alors,dans le bécher (1) quelques gouttes d'acide éthanoïque pur, et dans le bécher (2), quelques cristaux d'éthanoate de sodium. Après agitation, le pH dans le bécher (1) est égal à 2,8 et dans le bécher (2) à 5,3.

2. Interprétation.

Dans le bécher (1), le pH diminue (il passe de 3,4 à 2,8) donc la concentration des ions oxonium H₃O⁺ augmente. Ce qui signifie que la réaction d'équation:

CH₃—COOH + H₂O CH₃—COO^- + H₃O⁺

s'effectue dans le sens direct indiqué par la flèche (sens de production des ions H₃O⁺)

Dans le bécher (2), le pH augmente (il passe de 3,4 à 5,3) donc la concentration des ions oxonium H₃O⁺diminue. Ce qui signifie que la réaction précédente s'effectue dans le sens inverse de celui indiqué par la flèche (sens de disparition des ions H₃O⁺ ).

On en déduit que:

Lorsqu'une transformation chimique n'est pas totale, la réaction qui lui est associée peut s'effectuer dans les deux sens.

Il n'y a donc pas 4% des molécules d'acide éthanoïque qui réagissent avec l'eau. Elles réagissent toutes mais la réaction inverse limite la réaction directe.

Une telle réaction est appelée: Réaction réversible.

3. Écriture de l'équation d'une réaction réversible.

Lorsqu'une réaction est réversible la flèche est remplacée par un signe =. On écrira;

CH₃—COOH + H₂O = CH₃—COO^- + H₃O⁺

V. Systèmes chimiques en équilibre.

1. Définition.

On dit q'un système chimique, siège d'une transformation possible, est en équilibre si les concentrations (ou les quantités de matière) de ses constituants restent constantes au cours du temps.

2. Taux d'avancement final.

Pour une réaction non totale qui conduit à un équilibre, il est intéressant de savoir déterminer

L'avancement final x_f qui correspond à l'état d'équilibre obtenu,

L'avancement maximal x_max qui correspond à l'avancement qu l'on obtiendrait si la réaction était totale,

3. Interprétation cinétique de l'équilibre.

Un état d'équilibre chimique résulte de deux réactions s'effectuant en sens inverse avec des vitesses égales.